Hvordan afhænger hastigheden af ​​kemiske reaktioner? Reaktionshastighed, dens afhængighed af forskellige faktorer

Begrebet "hastighed" findes ret ofte i litteraturen. Det er kendt fra fysikken, at jo større afstand en materiel krop (en person, et tog, et rumskib) tilbagelægger i et vist tidsrum, jo ​​højere er hastigheden af ​​denne krop.

Hvordan måler man hastigheden af ​​en kemisk reaktion, der "ingen vegne går" og ikke dækker nogen afstand? For at besvare dette spørgsmål skal du finde ud af hvad Altidændringer i enhver kemisk reaktion? Da enhver kemisk reaktion er en proces med at ændre et stof, forsvinder det oprindelige stof i det og bliver til reaktionsprodukter. Under en kemisk reaktion ændres mængden af ​​et stof således altid, antallet af partikler af udgangsstofferne falder, og derfor koncentration (C).

Unified State Examination opgave. Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med ændringen:

1. koncentration af et stof pr. tidsenhed;
2. mængde stof pr. volumenhed;
3. masse af et stof pr. volumenenhed;
4. volumen af ​​stof under reaktionen.

Sammenlign nu dit svar med det rigtige:

hastigheden af ​​en kemisk reaktion er lig med ændringen i koncentrationen af ​​reaktanten pr. tidsenhed

Hvor C 1 Og Fra 0- koncentrationer af reaktanter, henholdsvis slut- og initial; t 1 Og t 2- tidspunktet for forsøget, henholdsvis sidste og indledende tidsperiode.

Spørgsmål. Hvilken værdi synes du er størst: C 1 eller Fra 0? t 1 eller t 0?

Da reaktanter altid forbruges i en given reaktion, altså

Forholdet mellem disse størrelser er således altid negativt, og hastigheden kan ikke være en negativ størrelse. Derfor kommer der et minustegn i formlen, som samtidig angiver, at hastigheden enhver reaktioner over tid (under konstante forhold) er altid falder.

Så hastigheden af ​​den kemiske reaktion er:

Spørgsmålet opstår: i hvilke enheder skal koncentrationen af ​​reaktanter (C) måles og hvorfor? For at besvare det, skal du forstå, hvad tilstanden er vigtigste for at enhver kemisk reaktion kan forekomme.

For at partikler kan reagere, skal de i det mindste støde sammen. Det er derfor jo højere antal partikler* (antal mol) pr. volumenenhed, jo oftere støder de sammen, jo større er sandsynligheden for en kemisk reaktion.

* Læs om, hvad en "muldvarp" er i lektion 29.1.

Derfor, når de måler hastigheden af ​​kemiske processer, bruger de molær koncentration stoffer i reagerende blandinger.

Molkoncentrationen af ​​et stof viser, hvor mange mol af det der er indeholdt i 1 liter opløsning

Så jo større molkoncentrationen af ​​de reagerende stoffer er, jo flere partikler er der pr. volumenenhed, jo oftere støder de sammen, og jo højere (alt andet lige) hastigheden af ​​den kemiske reaktion. Derfor er den grundlæggende lov om kemisk kinetik (dette er videnskaben om hastigheden af ​​kemiske reaktioner). lov om masseaktion.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af reaktanterne.

For en reaktion af type A + B →... matematisk kan denne lov udtrykkes som følger:

Hvis reaktionen er mere kompleks, for eksempel 2A + B → eller, som er den samme, A + A + B → ..., så

Således dukkede en eksponent op i hastighedsligningen « to» , som svarer til koefficienten 2 i reaktionsligningen. For mere komplekse ligninger bruges store eksponenter normalt ikke. Dette skyldes det faktum, at sandsynligheden for en samtidig kollision af f.eks. tre molekyler A og to molekyler B er ekstremt lille. Derfor sker der mange reaktioner i flere trin, hvor højst tre partikler kolliderer, og hvert trin i processen forløber med en vis hastighed. Denne hastighed og den kinetiske hastighedsligning for den bestemmes eksperimentelt.

Ovenstående kemiske reaktionshastighedsligninger (3) eller (4) er kun gyldige for homogen reaktioner, dvs. for sådanne reaktioner, når de reagerende stoffer ikke er adskilt af overfladen. For eksempel sker en reaktion i en vandig opløsning, og begge reaktanter er meget opløselige i vand eller en hvilken som helst blanding af gasser.

Det er en anden sag, hvornår det sker heterogen reaktion. I dette tilfælde er der en grænseflade mellem de reagerende stoffer, for eksempel kuldioxid gas reagerer med vand løsning alkalier. I dette tilfælde er det lige sandsynligt, at ethvert gasmolekyle reagerer, da disse molekyler bevæger sig hurtigt og kaotisk. Hvad med partikler af flydende opløsning? Disse partikler bevæger sig ekstremt langsomt, og de alkalipartikler, der er "i bunden", har stort set ingen chance for at reagere med kuldioxid, medmindre opløsningen konstant omrøres. Kun de partikler, der "ligger på overfladen", vil reagere. Så for heterogen reaktioner -

reaktionshastigheden afhænger af størrelsen af ​​grænsefladeoverfladen, som øges med slibning.

Derfor knuses de reagerende stoffer meget ofte (f.eks. opløses i vand), maden tygges grundigt, og under tilberedningsprocessen - males, ledes gennem en kødkværn osv. Et fødevareprodukt, der ikke er knust, er praktisk talt ikke fordøjelig!

Ved maksimal hastighed (alt andet lige) sker der således homogene reaktioner i opløsninger og mellem gasser (hvis disse gasser reagerer ved omgivelsesbetingelser), desuden i opløsninger, hvor molekylerne er placeret "side om side", og formaling er den samme som i gasser (og endnu mere!), er reaktionshastigheden højere.

Unified State Examination opgave. Hvilken reaktion sker med den hurtigste hastighed ved stuetemperatur:

1. kulstof med oxygen;
2. jern med saltsyre;
3. jern med eddikesyreopløsning
4. opløsninger af alkali og svovlsyre.

I dette tilfælde skal du finde ud af, hvilken proces der er homogen.

Det skal bemærkes, at hastigheden af ​​en kemisk reaktion mellem gasser eller en heterogen reaktion, hvori en gas deltager, også afhænger af trykket, da gasserne ved stigende tryk komprimeres, og koncentrationen af ​​partikler stiger (se formel 2). Hastigheden af ​​reaktioner, hvor gasser ikke er involveret, påvirkes ikke af trykændringer.

Unified State Examination opgave. Hastigheden af ​​kemisk reaktion mellem syreopløsningen og jern påvirkes ikke

1. syrekoncentration;
2. slibning af jern;
3. reaktionstemperatur;
4. stigning i tryk.

Endelig afhænger en reaktions hastighed også af stoffernes reaktivitet. For eksempel, hvis ilt reagerer med et stof, så vil reaktionshastigheden alt andet lige være højere, end når det samme stof interagerer med nitrogen. Faktum er, at iltens reaktivitet er mærkbart højere end nitrogens. Vi vil se på årsagen til dette fænomen i den næste del af selvstudiet (lektion 14).

Unified State Examination opgave. Den kemiske reaktion mellem saltsyre og

1. kobber;
2. jern;
3. magnesium;
4. zink

Det skal bemærkes, at ikke enhver kollision af molekyler fører til deres kemiske interaktion (kemisk reaktion). I en gasblanding af brint og ilt sker der under normale forhold adskillige milliarder kollisioner i sekundet. Men de første tegn på reaktionen (vanddråber) vil først vise sig i kolben efter et par år. I sådanne tilfælde siger de, at reaktionen virker praktisk talt ikke. Men hun mulig, ellers hvordan skal man forklare det faktum, at når denne blanding opvarmes til 300 °C, dugger kolben hurtigt til, og ved en temperatur på 700 °C vil der opstå en frygtelig eksplosion! Det er ikke for ingenting, at en blanding af brint og ilt kaldes "eksplosiv gas".

Spørgsmål. Hvorfor tror du, at reaktionshastigheden stiger så kraftigt, når den opvarmes?

Reaktionshastigheden stiger, fordi for det første antallet af partikelkollisioner stiger, og for det andet antallet af aktiv kollisioner. Det er de aktive kollisioner af partikler, der fører til deres interaktion. For at en sådan kollision kan ske, skal partiklerne have en vis mængde energi.

Den energi, som partikler skal have, for at en kemisk reaktion kan opstå, kaldes aktiveringsenergi.

Denne energi bruges på at overvinde de frastødende kræfter mellem de ydre elektroner af atomer og molekyler og på ødelæggelse af "gamle" kemiske bindinger.

Spørgsmålet opstår: hvordan øger man energien af ​​reagerende partikler? Svaret er enkelt - øg temperaturen, da med stigende temperatur stiger partiklernes bevægelseshastighed og dermed deres kinetiske energi.

Herske van't Hoff*:

For hver 10 graders temperaturstigning øges reaktionshastigheden 2-4 gange.

VANT-HOFF Jacob Hendrik(30/08/1852–03/1/1911) - hollandsk kemiker. En af grundlæggerne af fysisk kemi og stereokemi. Nobelprisen i kemi nr. 1 (1901).

Det skal bemærkes, at denne regel (ikke en lov!) blev etableret eksperimentelt for reaktioner, der var "praktiske" til måling, det vil sige for sådanne reaktioner, der hverken forløb for hurtigt eller for langsomt og ved temperaturer, der var tilgængelige for forsøgslederen (ikke for høj og ikke for lav).

Spørgsmål. Hvad synes du er den hurtigste måde at koge kartofler på: kog dem eller steg dem i et lag olie?

For rigtigt at forstå betydningen af ​​de beskrevne fænomener kan man sammenligne de reagerende molekyler med en gruppe elever, der er ved at hoppe højt. Hvis de får en barriere på 1 m høj, så skal eleverne løbe op (øge deres "temperatur") for at overvinde barrieren. Ikke desto mindre vil der altid være studerende ("inaktive molekyler"), som ikke vil være i stand til at overvinde denne barriere.

Hvad skal man gøre? Hvis du overholder princippet: "En klog person vil ikke bestige et bjerg, en klog person vil omgå et bjerg," så skal du blot sænke barrieren, for eksempel til 40 cm. Så vil enhver elev være i stand til at overvinde barriere. På molekylært niveau betyder det: for at øge reaktionshastigheden er det nødvendigt at reducere aktiveringsenergien i et givet system.

I rigtige kemiske processer udføres denne funktion af en katalysator.

Katalysator er et stof, der ændrer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, mens den forbliver uændret mod slutningen af ​​den kemiske reaktion.

Katalysator deltager i en kemisk reaktion, der interagerer med et eller flere udgangsstoffer. I dette tilfælde dannes mellemforbindelser, og aktiveringsenergien ændres. Hvis mellemproduktet er mere aktivt (aktivt kompleks), så falder aktiveringsenergien, og reaktionshastigheden stiger.

For eksempel sker reaktionen mellem SO 2 og O 2 meget langsomt under normale forhold virker praktisk talt ikke. Men i nærvær af NO stiger reaktionshastigheden kraftigt. Først NEJ meget hurtigt reagerer med O2:

resulterende nitrogendioxid hurtig reagerer med svovl(IV)oxid:

Opgave 5.1. Vis ved hjælp af dette eksempel, hvilket stof der er en katalysator, og hvilket der er et aktivt kompleks.

Omvendt, hvis der dannes flere passive forbindelser, kan aktiveringsenergien stige så meget, at reaktionen praktisk talt ikke sker under disse forhold. Sådanne katalysatorer kaldes inhibitorer.

I praksis anvendes begge typer katalysatorer. Så specielle organiske katalysatorer - enzymer- deltage i absolut alle biokemiske processer: madfordøjelse, muskelsammentrækning, vejrtrækning. Livet kan ikke eksistere uden enzymer!

Inhibitorer er nødvendige for at beskytte metalprodukter mod korrosion og fedtholdige fødevarer mod oxidation (harskhed). Nogle lægemidler indeholder også hæmmere, der hæmmer mikroorganismers vitale funktioner og derved ødelægger dem.

Katalyse kan være homogen eller heterogen. Et eksempel på homogen katalyse er virkningen af ​​NO (dette er en katalysator) på oxidationen af ​​svovldioxid. Et eksempel på heterogen katalyse er virkningen af ​​opvarmet kobber på alkohol:

Denne reaktion sker i to trin:

Opgave 5.2. Bestem hvilket stof der er katalysatoren i dette tilfælde? Hvorfor kaldes denne type katalyse heterogen?

I praksis anvendes oftest heterogen katalyse, hvor faste stoffer tjener som katalysatorer: metaller, deres oxider osv. På overfladen af ​​disse stoffer er der særlige punkter (krystalgitterknuder), hvor den katalytiske reaktion faktisk finder sted. Hvis disse punkter er dækket af fremmede stoffer, stopper katalysen. Dette stof, der er skadeligt for katalysatoren, kaldes katalytisk gift. Andre stoffer - initiativtagere- tværtimod øger de den katalytiske aktivitet.

En katalysator kan ændre retningen af ​​en kemisk reaktion, det vil sige, ved at ændre katalysatoren kan man opnå forskellige reaktionsprodukter. Ud fra alkohol C 2 H 5 OH i nærvær af zink og aluminiumoxider kan butadien opnås, og i nærværelse af koncentreret svovlsyre kan ethylen opnås.

Under en kemisk reaktion ændres systemets energi således. Hvis under reaktionen energi frigives i form af varme Q, kaldes denne proces eksotermisk:

For endo termiske processer varme absorberes, dvs. termisk effekt Q< 0 .

Opgave 5.3. Bestem, hvilken af ​​de foreslåede processer, der er eksoterm, og hvilken der er endoterm:

Ligningen for en kemisk reaktion, hvori termisk effekt, kaldes reaktionens termokemiske ligning. For at skabe en sådan ligning er det nødvendigt at beregne den termiske effekt pr. 1 mol af reaktanten.

Opgave. Når 6 g magnesium forbrændes, frigives 153,5 kJ varme. Skriv en termokemisk ligning for denne reaktion.

Løsning. Lad os lave en ligning for reaktionen og angive OVER formlerne, der er givet:

Efter at have lavet andelen finder vi den ønskede termiske effekt af reaktionen:

Den termokemiske ligning for denne reaktion er:

Sådanne opgaver er givet i opgaverne flertal Unified State Exam muligheder! F.eks.

Unified State Examination opgave. Ifølge den termokemiske reaktionsligning

mængden af ​​varme, der frigives ved afbrænding af 8 g metan, er lig med:

Reversibilitet af kemiske processer. Le Chateliers princip

* LE CHATELIER Henri Louis(8.10.1850–17.09.1936) - fransk fysisk kemiker og metallurg. Formulerede den generelle lov om ligevægtsforskydning (1884).

Reaktioner kan være reversible eller irreversible.

Irreversibel Det er reaktioner, for hvilke der ikke er nogen betingelser, hvorunder den omvendte proces er mulig.

Et eksempel på sådanne reaktioner er reaktioner, der opstår, når mælk bliver sur, eller når en lækker kotelet bliver brændt. Ligesom det er umuligt at komme hakket kød tilbage gennem en kødhakker (og få et stykke kød igen), er det også umuligt at "genoplive" en kotelet eller gøre mælk frisk.

Men lad os stille os selv et simpelt spørgsmål: er processen irreversibel?

For at besvare dette spørgsmål, lad os prøve at huske, er det muligt at udføre den omvendte proces? Ja! Nedbrydningen af ​​kalksten (kridt) for at opnå brændt kalk CaO anvendes i industriel skala:

Således er reaktionen reversibel, da der er betingelser, hvorunder begge behandle:

Desuden er der betingelser, hvorunder hastigheden af ​​den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af ​​den omvendte reaktion.

Under disse forhold etableres kemisk ligevægt. På dette tidspunkt stopper reaktionen ikke, men antallet af opnåede partikler er lig med antallet af nedbrudte partikler. Det er derfor i en tilstand af kemisk ligevægt ændres koncentrationerne af reagerende partikler ikke. For eksempel for vores proces i øjeblikket af kemisk ligevægt

tegn betyder ligevægtskoncentration.

Spørgsmålet opstår, hvad vil der ske med ligevægten, hvis temperaturen øges eller sænkes, eller andre forhold ændres? Dette spørgsmål kan besvares ved at vide Le Chateliers princip:

hvis du ændrer betingelserne (t, p, c), hvorunder systemet er i en ligevægtstilstand, så vil ligevægten skifte mod den proces, der modstår forandring.

Med andre ord modstår et ligevægtssystem altid enhver påvirkning udefra, ligesom et lunefuldt barn, der gør "det modsatte", modstår sine forældres vilje.

Lad os se på et eksempel. Lad ligevægt etableres i reaktionen, der producerer ammoniak:

Spørgsmål. Er antallet af mol reagerende gasser det samme før og efter reaktionen? Hvis en reaktion sker i et lukket volumen, hvornår er trykket så større: før eller efter reaktionen?

Det er indlysende, at denne proces sker med et fald i antallet af gasmolekyler, hvilket betyder tryk falder under den direkte reaktion. I bagside reaktioner - tværtimod trykket i blandingen stiger.

Lad os spørge os selv, hvad der vil ske, hvis i dette system øge tryk? Ifølge Le Chateliers princip vil reaktionen, der "gør det modsatte", forløbe, dvs. sænker tryk. Dette er en direkte reaktion: færre gasmolekyler - mindre tryk.

Så, påøge tryk, skifter ligevægten mod den direkte proces, hvor trykket falder, da antallet af molekyler falder gasser

Unified State Examination opgave. På øge trykbalancen skifter højre i systemet:

Hvis som følge af reaktionen antal molekyler gasser ikke ændrer sig, så påvirker en trykændring ikke ligevægtspositionen.

Unified State Examination opgave. En ændring i tryk påvirker skiftet i ligevægt i systemet:

Ligevægtspositionen for denne og enhver anden reaktion afhænger af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer: ved at øge koncentrationen af ​​udgangsstofferne og mindske koncentrationen af ​​de resulterende stoffer, flytter vi altid ligevægten mod den direkte reaktion (til højre).

Unified State Examination opgave.

vil skifte til venstre, når:

1. øget blodtryk;
2. fald i temperatur;
3. stigende CO-koncentration;
4. faldende CO-koncentration.

Processen med ammoniaksyntese er eksoterm, det vil sige ledsaget af frigivelse af varme, dvs. temperaturstigning i blandingen.

Spørgsmål. Hvordan vil ligevægten skifte i dette system hvornår temperaturfald?

Argumenterer vi på samme måde konklusion: ved aftagende temperatur, vil ligevægten skifte mod dannelse af ammoniak, da der ved denne reaktion frigives varme, og temperaturen stiger.

Spørgsmål. Hvordan ændres hastigheden af ​​en kemisk reaktion, når temperaturen falder?

Når temperaturen falder, vil hastigheden af ​​begge reaktioner naturligvis falde kraftigt, det vil sige, at du skal vente meget længe på, at den ønskede ligevægt er etableret. Hvad skal man gøre? I dette tilfælde er det nødvendigt katalysator. Selvom han påvirker ikke ligevægtspositionen, men fremskynder begyndelsen af ​​denne tilstand.

Unified State Examination opgave. Kemisk ligevægt i systemet

skifter mod dannelsen af ​​reaktionsproduktet, når:

1. øget blodtryk;
2. temperaturstigning;
3. fald i tryk;
4. brug af en katalysator.

Konklusioner

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af:

• arten af ​​de reagerende partikler;
• koncentration eller grænsefladeområde af reaktanter;
• temperatur;
• tilstedeværelse af en katalysator.

Ligevægt etableres, når hastigheden af ​​den fremadrettede reaktion er lig med hastigheden af ​​den omvendte proces. I dette tilfælde ændres ligevægtskoncentrationen af ​​reaktanterne ikke. Tilstanden af ​​kemisk ligevægt afhænger af betingelser og adlyder Le Chateliers princip.

Kemiske reaktioner sker ved forskellige hastigheder: ved lav hastighed under dannelsen af ​​drypsten og stalagmitter, ved en gennemsnitlig hastighed ved tilberedning af mad, øjeblikkeligt under en eksplosion. Reaktioner sker meget hurtigt i vandige opløsninger.

At bestemme hastigheden af ​​en kemisk reaktion, samt at belyse dens afhængighed af processens betingelser, er den kemiske kinetiks opgave - videnskaben om mønstrene for kemiske reaktioner over tid.

Hvis der sker kemiske reaktioner i et homogent medium, for eksempel i en opløsning eller i gasfasen, så sker vekselvirkningen af ​​de reagerende stoffer i hele volumen. Sådanne reaktioner kaldes homogen.

(v homog) er defineret som ændringen i mængden af ​​stof pr. tidsenhed pr. volumenenhed:

hvor Δn er ændringen i antallet af mol af et stof (oftest det originale, men det kan også være et reaktionsprodukt); Δt - tidsinterval (s, min); V er volumenet af gas eller opløsning (l).

Da forholdet mellem mængden af ​​stof og volumenet repræsenterer den molære koncentration C, så

Således er hastigheden af ​​en homogen reaktion defineret som ændringen i koncentrationen af ​​et af stofferne pr. tidsenhed:

hvis systemets lydstyrke ikke ændres.

Hvis der sker en reaktion mellem stoffer i forskellige aggregeringstilstande (f.eks. mellem et fast stof og en gas eller væske), eller mellem stoffer, der ikke er i stand til at danne et homogent medium (f.eks. mellem ikke-blandbare væsker), så finder den kun sted på stoffernes kontaktflade. Sådanne reaktioner kaldes heterogen.

Defineret som ændringen i mængden af ​​stof pr. tidsenhed på en enhedsoverflade.

hvor S er overfladearealet af stoffers kontakt (m 2, cm 2).

En ændring i mængden af ​​et stof, som reaktionshastigheden bestemmes af, er en ekstern faktor, som forskeren observerer. Faktisk udføres alle processer på mikroniveau. For at nogle partikler skal reagere, skal de naturligvis først kollidere og kollidere effektivt: ikke spredes som kugler i forskellige retninger, men på en sådan måde, at "gamle bindinger" ødelægges eller svækkes i partiklerne, og "nye" kan form ", og til dette skal partiklerne have tilstrækkelig energi.

Beregnede data viser, at f.eks. i gasser udgør kollisioner af molekyler ved atmosfærisk tryk milliarder i sekundet, det vil sige, at alle reaktioner skulle ske øjeblikkeligt. Men det er ikke sandt. Det viser sig, at kun en meget lille del af molekylerne har den nødvendige energi til at føre til effektive kollisioner.

Den minimale overskudsenergi, som en partikel (eller et partikelpar) skal have for at en effektiv kollision kan opstå, kaldes aktiveringsenergi Ea.

På banen for alle partikler, der kommer ind i reaktionen, er der således en energibarriere svarende til aktiveringsenergien E a. Når den er lille, er der mange partikler, der kan overvinde den, og reaktionshastigheden er høj. Ellers kræves et "skub". Når du bringer en tændstik til at tænde en alkohollampe, giver du den ekstra energi E a, der er nødvendig for en effektiv kollision af alkoholmolekyler med iltmolekyler (overvinder barrieren).

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af mange faktorer. De vigtigste er: arten og koncentrationen af ​​de reagerende stoffer, tryk (i reaktioner, der involverer gasser), temperatur, virkningen af ​​katalysatorer og overfladen af ​​de reagerende stoffer i tilfælde af heterogene reaktioner.

Temperatur

Når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion i de fleste tilfælde betydeligt. I det 19. århundrede Den hollandske kemiker J. X. van't Hoff formulerede reglen:

Hver 10 °C stigning i temperaturen fører til en stigning ireaktionshastighed 2-4 gange(denne værdi kaldes reaktionens temperaturkoefficient).

Når temperaturen stiger, stiger molekylernes gennemsnitshastighed, deres energi og antallet af kollisioner en smule, men andelen af ​​"aktive" molekyler, der deltager i effektive kollisioner, der overvinder reaktionens energibarriere, stiger kraftigt. Matematisk er denne afhængighed udtrykt ved forholdet:

hvor v t 1 og v t 2 er reaktionshastighederne, henholdsvis ved de endelige t 2 og initiale t 1 temperaturer, og γ er temperaturkoefficienten for reaktionshastigheden, som viser, hvor mange gange reaktionshastigheden stiger for hver 10 °C stigning i temperatur.

Men for at øge reaktionshastigheden er det ikke altid muligt at øge temperaturen, da udgangsstofferne kan begynde at nedbrydes, opløsningsmidler eller selve stofferne kan fordampe osv.

Endoterme og eksoterme reaktioner

Reaktionen af ​​metan med atmosfærisk oxygen er kendt for at være ledsaget af frigivelse af en stor mængde varme. Derfor bruges den i hverdagen til madlavning, opvarmning af vand og opvarmning. Naturgas, der tilføres boliger gennem rør, består af 98 % metan. Reaktionen af ​​calciumoxid (CaO) med vand er også ledsaget af frigivelse af en stor mængde varme.

Hvad kan disse fakta indikere? Når der dannes nye kemiske bindinger i reaktionsprodukterne, mere energi, end der kræves for at bryde kemiske bindinger i reagenser. Overskydende energi frigives som varme og nogle gange lys.

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q (energi (lys, varme));

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (energi (varme)).

Sådanne reaktioner bør let forekomme (da en sten ruller let ned ad bakke).

Reaktioner, hvor der frigives energi, kaldes EKSTERMAL(fra det latinske "exo" - ud).

For eksempel er mange redoxreaktioner eksoterme. En af disse smukke reaktioner er intramolekylær oxidationsreduktion, der forekommer inde i det samme salt - ammoniumdichromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (energi).

En anden ting er modreaktionen. De er analoge med at rulle en sten op ad en bakke. Det har stadig ikke været muligt at opnå metan fra CO 2 og vand, og der skal kraftig opvarmning til for at opnå brændt kalk CaO fra calciumhydroxid Ca(OH) 2. Denne reaktion sker kun med en konstant strøm af energi udefra:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (energi (varme))

Dette tyder på, at brydning af kemiske bindinger i Ca(OH) 2 kræver mere energi, end der kan frigives under dannelsen af ​​nye kemiske bindinger i CaO- og H 2 O-molekyler.

Reaktioner, hvor energi absorberes kaldes ENDOTHERMAL(fra "endo" - indad).

Koncentration af reaktanter

En trykændring, når gasformige stoffer deltager i reaktionen, fører også til en ændring i koncentrationen af ​​disse stoffer.

For at kemiske interaktioner mellem partikler kan forekomme, skal de effektivt kollidere. Jo højere koncentration af reaktanter, jo flere kollisioner og følgelig jo højere reaktionshastighed.

For eksempel brænder acetylen meget hurtigt i ren ilt. I dette tilfælde udvikles en temperatur, der er tilstrækkelig til at smelte metallet. Baseret på en stor mængde eksperimentelt materiale formulerede i 1867 nordmændene K. Guldenberg og P. Waage og uafhængigt af dem i 1865 den grundlæggende lov om kemisk kinetik, der fastslog reaktionshastighedens afhængighed af koncentrationen af de reagerende stoffer.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer, taget i potenser svarende til deres koefficienter i reaktionsligningen. Denne lov kaldes også

lov om masseaktion.

For reaktionen A + B = D vil denne lov blive udtrykt som følger:

For reaktionen 2A + B = D vil denne lov blive udtrykt som følger:

Her er C A, C B koncentrationerne af stofferne A og B (mol/l); k 1 og k 2 er proportionalitetskoefficienter, kaldet reaktionshastighedskonstanter.

Den fysiske betydning af reaktionshastighedskonstanten er ikke svær at fastslå - den er numerisk lig med reaktionshastigheden, hvor koncentrationerne af reaktanterne er 1 mol/l, eller deres produkt er lig med enhed. I dette tilfælde er det klart, at reaktionshastighedskonstanten kun afhænger af temperaturen og ikke afhænger af koncentrationen af ​​stoffer. Lov om masseaktion tager ikke højde for koncentrationen af ​​reaktanter i fast tilstand

, fordi de reagerer på overflader og deres koncentrationer er normalt konstante.

For eksempel, for en kulforbrændingsreaktion, skal reaktionshastighedsudtrykket skrives som følger:

dvs. reaktionshastigheden er kun proportional med oxygenkoncentrationen.

Hvis reaktionsligningen kun beskriver en total kemisk reaktion, der finder sted i flere trin, så kan hastigheden af ​​en sådan reaktion på en kompleks måde afhænge af koncentrationerne af udgangsstofferne. Denne afhængighed bestemmes eksperimentelt eller teoretisk baseret på den foreslåede reaktionsmekanisme.

Det er muligt at øge hastigheden af ​​en reaktion ved at bruge specielle stoffer, der ændrer reaktionsmekanismen og leder den ad en energetisk mere gunstig vej med en lavere aktiveringsenergi. De kaldes katalysatorer (fra latin katalyse - ødelæggelse).

Katalysatoren fungerer som en erfaren guide, der guider en gruppe turister ikke gennem et højt pas i bjergene (at overvinde det kræver en masse kræfter og tid og er ikke tilgængeligt for alle), men langs omfartsstierne, som han kender, langs hvilke man kan overvinde bjerget meget nemmere og hurtigere.

Sandt nok, ved at bruge rundkørselsruten kan du ikke komme præcist derhen, hvor hovedpasset fører. Men nogle gange er det præcis, hvad der kræves! Det er præcis sådan katalysatorer, der kaldes selektive, virker. Det er klart, at der ikke er behov for at forbrænde ammoniak og nitrogen, men nitrogenoxid (II) bruges til fremstilling af salpetersyre.

Katalysatorer- det er stoffer, der deltager i en kemisk reaktion og ændrer dens hastighed eller retning, men ved slutningen af ​​reaktionen forbliver de uændrede kvantitativt og kvalitativt.

Ændring af hastigheden af ​​en kemisk reaktion eller dens retning ved hjælp af en katalysator kaldes katalyse. Katalysatorer er meget udbredt i forskellige industrier og transport (katalysatorer, der omdanner nitrogenoxider fra bilers udstødningsgasser til harmløst nitrogen).

Der er to typer katalyse.

Homogen katalyse, hvor både katalysatoren og reaktanterne er i samme aggregeringstilstand (fase).

Heterogen katalyse, hvor katalysatoren og reaktanterne er i forskellige faser. For eksempel nedbrydning af hydrogenperoxid i nærværelse af en fast mangan (IV) oxidkatalysator:

Katalysatoren i sig selv forbruges ikke som følge af reaktionen, men hvis andre stoffer adsorberes på dens overflade (de kaldes katalytiske giftstoffer), bliver overfladen ubrugelig, og regenerering af katalysatoren er påkrævet. Derfor renses udgangsmaterialerne grundigt, før den katalytiske reaktion udføres.

For eksempel ved fremstilling af svovlsyre ved kontaktmetode anvendes en fast katalysator - vanadium(V)oxid V 2 O 5:

Ved fremstilling af methanol anvendes en fast "zink-chrom" katalysator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Biologiske katalysatorer - enzymer - virker meget effektivt. Af kemisk natur er de proteiner. Takket være dem opstår komplekse kemiske reaktioner med høj hastighed i levende organismer ved lave temperaturer.

Andre interessante stoffer er kendt - inhibitorer (fra latin inhibere - at forsinke). De reagerer med aktive partikler ved høj hastighed for at danne lavaktive forbindelser. Som et resultat aftager reaktionen kraftigt og stopper derefter. Inhibitorer tilsættes ofte specifikt til forskellige stoffer for at forhindre uønskede processer.

For eksempel stabiliseres hydrogenperoxidopløsninger ved hjælp af inhibitorer.

Arten af ​​de reagerende stoffer (deres sammensætning, struktur)

Mening aktiveringsenergier er den faktor, hvorigennem indflydelsen af ​​de reagerende stoffers beskaffenhed på reaktionshastigheden påvirkes.

Hvis aktiveringsenergien er lav (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкнове­ний между частицами реагирующих веществ при­водит к их взаимодействию, и скорость такой ре­акции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

Hvis aktiveringsenergien er høj(> 120 kJ/mol), betyder det, at kun en lille brøkdel af kollisioner mellem interagerende partikler fører til en reaktion. Hastigheden af ​​en sådan reaktion er derfor meget lav. For eksempel er forløbet af ammoniaksyntesereaktionen ved almindelige temperaturer næsten umuligt at bemærke.

Hvis aktiveringsenergierne for kemiske reaktioner har mellemværdier (40120 kJ/mol), vil hastighederne for sådanne reaktioner være gennemsnitlige. Sådanne reaktioner omfatter vekselvirkning af natrium med vand eller ethylalkohol, affarvning af bromvand med ethylen, vekselvirkning af zink med saltsyre osv.

Kontaktoverflade af reagerende stoffer

Hastigheden af ​​reaktioner, der forekommer på overfladen af ​​stoffer, altså heterogene, afhænger alt andet lige af denne overflades egenskaber. Det er kendt, at kridt i pulverform opløses meget hurtigere i saltsyre end et stykke kridt af samme vægt.

Stigningen i reaktionshastigheden skyldes primært forøgelse af kontaktfladen af ​​udgangsstofferne, såvel som en række andre årsager, for eksempel en krænkelse af strukturen af ​​det "korrekte" krystalgitter. Dette fører til, at partikler på overfladen af ​​de resulterende mikrokrystaller er meget mere reaktive end de samme partikler på en "glat" overflade.

I industrien, for at udføre heterogene reaktioner, bruges et "fluidized bed" til at øge kontaktfladen af ​​de reagerende stoffer, tilførsel af udgangsstoffer og fjernelse af produkter. For eksempel ved fremstilling af svovlsyre brændes pyrit ved hjælp af et "fluidized bed".

Referencemateriale til at tage testen:

Periodisk system

Opløselighedstabel

Mekanismerne for kemiske transformationer og deres hastigheder studeres af kemisk kinetik. Kemiske processer forekommer over tid med forskellige hastigheder. Nogle sker hurtigt, næsten øjeblikkeligt, mens andre tager meget lang tid at opstå.

Reaktionshastighed- den hastighed, hvormed reagenser forbruges (deres koncentration falder) eller reaktionsprodukter dannes pr. volumenhed.

Faktorer, der kan påvirke hastigheden af ​​en kemisk reaktion

Følgende faktorer kan påvirke, hvor hurtigt en kemisk reaktion sker:

• koncentration af stoffer;
• arten af ​​reagenser;
• temperatur;
• tilstedeværelse af en katalysator;
• tryk (til reaktioner i et gasmiljø).

Ved at ændre visse betingelser for en kemisk proces kan du således påvirke, hvor hurtigt processen vil forløbe.

I processen med kemisk interaktion kolliderer partikler af reagerende stoffer med hinanden. Antallet af sådanne sammenfald er proportionalt med antallet af partikler af stoffer i volumenet af den reagerende blanding og derfor proportionalt med de molære koncentrationer af reagenserne.

Lov om masseaktion beskriver reaktionshastighedens afhængighed af de molære koncentrationer af de stoffer, der interagerer.

For en elementær reaktion (A + B → ...) er denne lov udtrykt ved formlen:

υ = k ∙С A ∙С B,

hvor k er hastighedskonstanten; C A og C B er de molære koncentrationer af reagenser A og B.

Hvis et af de reagerende stoffer er i fast tilstand, så sker interaktionen ved grænsefladen, derfor er koncentrationen af ​​det faste stof ikke inkluderet i ligningen for den kinetiske lov om massevirkning. For at forstå den fysiske betydning af hastighedskonstanten er det nødvendigt at tage C, A og C B lig med 1. Så bliver det klart, at hastighedskonstanten er lig med reaktionshastigheden ved reaktantkoncentrationer lig med enhed.

Reagensernes art

Da de reagerende stoffers kemiske bindinger under vekselvirkningen ødelægges, og der dannes nye bindinger af reaktionsprodukterne, vil arten af ​​de bindinger, der er involveret i forbindelsernes reaktion og strukturen af ​​de reagerende stoffers molekyler spille en stor rolle .

Overfladeareal af kontakt med reagenser

En sådan karakteristik som overfladearealet af kontakt med faste reagenser påvirker reaktionsforløbet, nogle gange ret betydeligt. Slibning af et fast stof giver dig mulighed for at øge overfladearealet af kontakt med reagenserne og derfor fremskynde processen. Kontaktområdet for opløselige stoffer øges let ved at opløse stoffet.

Reaktionstemperatur

Efterhånden som temperaturen stiger, vil energien fra kolliderende partikler stige, at med stigende temperatur vil selve den kemiske proces accelerere. Et klart eksempel på, hvordan en temperaturstigning påvirker processen med interaktion mellem stoffer, kan betragtes som dataene i tabellen.

Tabel 1. Effekt af temperaturændringer på vanddannelseshastigheden (O 2 +2H 2 →2H 2 O)

For kvantitativt at beskrive, hvordan temperatur kan påvirke stoffernes interaktionshastighed, anvendes Van't Hoff-reglen. Van't Hoffs regel er, at når temperaturen stiger med 10 grader, sker der en acceleration med 2-4 gange.

Den matematiske formel, der beskriver van't Hoffs regel er som følger:

Hvor γ er temperaturkoefficienten for hastigheden af ​​den kemiske reaktion (γ = 2−4).

Men Arrhenius-ligningen beskriver temperaturafhængigheden af ​​hastighedskonstanten meget mere præcist:

Hvor R er den universelle gaskonstant, A er en faktor bestemt af reaktionstypen, E, A er aktiveringsenergien.

Aktiveringsenergi er den energi, som et molekyle skal tilegne sig for at en kemisk transformation kan finde sted. Det vil sige, at det er en slags energibarriere, som molekyler, der kolliderer i reaktionsvolumenet, skal overvinde for at omfordele bindinger.

Aktiveringsenergien afhænger ikke af eksterne faktorer, men afhænger af stoffets beskaffenhed. Aktiveringsenergiværdien på op til 40 - 50 kJ/mol gør det muligt for stoffer at reagere ret aktivt med hinanden. Hvis aktiveringsenergien overstiger 120 kJ/mol, så vil stofferne (ved almindelige temperaturer) reagere meget langsomt. En ændring i temperatur fører til en ændring i antallet af aktive molekyler, det vil sige molekyler, der har nået en energi, der er større end aktiveringsenergien, og derfor er i stand til kemiske omdannelser.

Katalysatorvirkning

En katalysator er et stof, der kan fremskynde en proces, men som ikke er en del af dets produkter. Katalyse (acceleration af en kemisk omdannelse) er opdelt i homogen og heterogen. Hvis reagenserne og katalysatoren er i de samme aggregeringstilstande, kaldes katalysen homogen, hvis den er i forskellige tilstande, så er den heterogen. Katalysatorernes virkningsmekanismer er varierede og ret komplekse. Derudover er det værd at bemærke, at katalysatorer er karakteriseret ved virkningsselektivitet. Det vil sige, at den samme katalysator, mens den accelererer én reaktion, muligvis ikke ændrer hastigheden af ​​en anden.

Tryk

Hvis gasformige stoffer er involveret i omdannelsen, vil hastigheden af ​​processen blive påvirket af ændringer i tryk i systemet . Dette sker pga at for gasformige reagenser fører en trykændring til en ændring i koncentrationen.

Eksperimentel bestemmelse af hastigheden af ​​en kemisk reaktion

Hastigheden af ​​en kemisk omdannelse kan bestemmes eksperimentelt ved at indhente data om, hvordan koncentrationen af ​​stoffer, der kommer ind i reaktionen eller produkter, ændrer sig pr. tidsenhed. Metoder til at opnå sådanne data er opdelt i

• kemisk,
• fysisk-kemiske.

Kemiske metoder er ret enkle, tilgængelige og nøjagtige. Med deres hjælp bestemmes hastigheden ved direkte at måle koncentrationen eller mængden af ​​stoffet i reaktanterne eller produkterne. I tilfælde af en langsom reaktion udtages prøver for at overvåge, hvordan reagenset forbruges. Derefter bestemmes indholdet af reagenset i prøven. Ved at tage prøver med jævne mellemrum er det muligt at få data om ændringer i mængden af ​​et stof under interaktionsprocessen. De mest almindeligt anvendte analysetyper er titrimetri og gravimetri.

Hvis reaktionen skrider frem hurtigt, skal den stoppes for at tage en prøve. Dette kan gøres ved hjælp af køling, brat fjernelse af katalysatoren, er det også muligt at fortynde eller overføre et af reagenserne til en ikke-reaktiv tilstand.

Metoder til fysisk-kemisk analyse i moderne eksperimentel kinetik bruges oftere end kemiske. Med deres hjælp kan du observere ændringer i koncentrationerne af stoffer i realtid. I dette tilfælde er det ikke nødvendigt at stoppe reaktionen og tage prøver.

Fysisk-kemiske metoder er baseret på måling af en fysisk egenskab, der afhænger af det kvantitative indhold af en bestemt forbindelse i systemet og ændrer sig over tid. For eksempel, hvis gasser er involveret i en reaktion, kan tryk være en sådan egenskab. Elektrisk ledningsevne, brydningsindeks og absorptionsspektre for stoffer måles også.

Kemiske reaktioner sker med forskellige hastigheder. Nogle af dem afsluttes fuldstændigt på små brøkdele af et sekund, andre udføres på minutter, timer, dage; Der kendes reaktioner, der tager flere år for at opstå. Desuden kan den samme reaktion forløbe hurtigt under nogle betingelser, for eksempel ved forhøjede temperaturer, og langsomt under andre, for eksempel ved afkøling; Desuden kan forskellen i hastigheden af ​​den samme reaktion være meget stor.

Når man overvejer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, er det nødvendigt at skelne mellem reaktioner, der forekommer i et homogent system (homogene reaktioner) og reaktioner, der forekommer i et heterogent system (heterogene reaktioner).

DEFINITION

System i kemi er det kutyme at kalde det pågældende stof eller samling af stoffer. I dette tilfælde er systemet kontrasteret med det ydre miljø - stofferne omkring systemet.

Der er homogene og heterogene systemer. Homogen kaldes et system bestående af én fase heterogen- et system bestående af flere faser. Fase er en del af et system adskilt fra dets andre dele af en grænseflade, under overgangen, hvorigennem egenskaberne ændres brat.

Et eksempel på et homogent system er enhver gasblanding (alle gasser ved ikke særlig høje tryk opløses i hinanden uden grænser) eller en opløsning af flere stoffer i et opløsningsmiddel.

Eksempler på heterogene systemer omfatter følgende systemer: vand med is, en mættet opløsning med sediment, kul og svovl i en luftatmosfære.

Hvis der sker en reaktion i et homogent system, sker den i hele volumen af ​​dette system. Hvis der opstår en reaktion mellem stoffer, der danner et heterogent system, kan det kun ske ved grænsefladen mellem de faser, der danner systemet. I denne henseende er hastigheden af ​​en homogen reaktion og hastigheden af ​​en heterogen reaktion defineret forskelligt.

DEFINITION

Hastighed af homogen reaktion er mængden af ​​et stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. volumenenhed af systemet.

Hastighed af heterogen reaktion er mængden af ​​stof, der reagerer eller dannes under en reaktion pr. tidsenhed pr. faseens overfladeareal.

Begge disse definitioner kan skrives i matematisk form. Lad os introducere følgende notation: υ homogen - reaktionshastighed i et homogent system; υ h etero gen - reaktionshastighed i et heterogent system; V er systemets volumen; t-tid; S er overfladearealet af den fase, hvorpå reaktionen finder sted; Δ - tegn på stigning (An = n2-n1; At = t2-t1). Så

υ homogen = Δn/(V× Δt);

υ heterogen = Δn / (S× Δt).

Den første af disse ligninger kan forenkles. Forholdet mellem mængden af ​​et stof (n) og volumenet (V) af systemet er den molære koncentration (c) af stoffet: c=n/V, hvorfra Δc=Δn/V og til sidst:

υ homogen = Δc / Δt.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse	Lav formlerne for to jernoxider, hvis massefraktionerne af jern i dem er 77,8 % og 70,0 %.
Løsning	Lad os finde massefraktionen i hver af kobberoxiderne: ω 1 (O) = 100 % - ω 1 (Fe) = 100 % - 77,8 % = 22,2 %; ω 2 (O) = 100 % - ω 2 (Fe) = 100 % - 70,0 % = 30,0 %. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen med "x" (jern) og "y" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (vi vil afrunde værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system til hele tal): x:y = ω1 (Fe)/Ar(Fe): ω 1 (O)/Ar(O); x:y = 77,8/56: 22,2/16; x:y = 1,39: 1,39 = 1:1. Det betyder, at formlen for det første jernoxid vil være FeO. x:y = ω2(Fe)/Ar(Fe): ω2(O)/Ar(O); x:y = 70/56: 30/16; x:y = 1,25: 1,875 = 1: 1,5 = 2:3. Det betyder, at formlen for det andet jernoxid vil være Fe 2 O 3.
Svar	FeO, Fe2O3

EKSEMPEL 2

Øvelse	Skriv en formel for forbindelsen af ​​brint, jod og oxygen, hvis massefraktionerne af grundstofferne i den er: ω(H) = 2,2 %, ω(I) = 55,7 %, ω(O) = 42,1 %.
Løsning	Massefraktionen af ​​grundstof X i et molekyle med sammensætningen NX beregnes ved hjælp af følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen som "x" (brint), "y" (jod), "z" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal): x:y:z = ω(H)/Ar(H): ω(I)/Ar(I): ω(O)/Ar(O); x:y:z= 2,2/1: 55,7/127: 42,1/16; x:y:z= 2,2: 0,44: 2,63 = 5: 1: 6. Det betyder, at formlen for forbindelsen af ​​hydrogen, jod og oxygen vil være H 5 IO 6 .
Svar	H5IO6

Emner for Unified State Examination-kodifikatoren:Reaktionshastighed. Dens afhængighed af forskellige faktorer.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion viser, hvor hurtigt en bestemt reaktion sker. Interaktion opstår, når partikler kolliderer i rummet. I dette tilfælde sker reaktionen ikke ved hver kollision, men kun når partiklen har den passende energi.

Reaktionshastighed – antallet af elementære kollisioner af interagerende partikler, der ender i en kemisk omdannelse pr. tidsenhed.

Bestemmelse af hastigheden af ​​en kemisk reaktion er relateret til de betingelser, hvorunder den udføres. Hvis reaktionen homogen– dvs. produkter og reagenser er i samme fase - så er hastigheden af ​​en kemisk reaktion defineret som ændringen i stof pr. tidsenhed:

υ = ΔC / Δt.

Hvis reaktanterne eller produkterne er i forskellige faser, og kollisionen af ​​partikler kun sker ved fasegrænsen, kaldes reaktionen heterogen, og dets hastighed bestemmes af ændringen i mængden af ​​stof pr. tidsenhed pr. enhed reaktionsoverflade:

υ = Δν / (S·Δt).

Hvordan man får partikler til at kollidere oftere, dvs. Hvordan øge hastigheden af ​​en kemisk reaktion?

1. Den nemmeste måde er at øge temperatur . Som du sikkert ved fra dit fysikkursus, er temperatur et mål for den gennemsnitlige kinetiske energi af bevægelse af partikler af et stof. Hvis vi øger temperaturen, begynder partikler af ethvert stof at bevæge sig hurtigere og kolliderer derfor oftere.

Men når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​kemiske reaktioner hovedsageligt på grund af det faktum, at antallet af effektive kollisioner stiger. Når temperaturen stiger, stiger antallet af aktive partikler, der kan overvinde reaktionens energibarriere, markant. Hvis vi sænker temperaturen, begynder partiklerne at bevæge sig langsommere, antallet af aktive partikler falder, og antallet af effektive kollisioner i sekundet falder. Således, Når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion, og når temperaturen falder, falder den..

Vær opmærksom! Denne regel fungerer på samme måde for alle kemiske reaktioner (inklusive eksoterme og endoterme). Reaktionshastigheden er uafhængig af den termiske effekt. Hastigheden af ​​eksoterme reaktioner stiger med stigende temperatur og falder med faldende temperatur. Hastigheden af ​​endoterme reaktioner stiger også med stigende temperatur og falder med faldende temperatur.

Tilbage i det 19. århundrede fastslog den hollandske fysiker Van't Hoff desuden eksperimentelt, at de fleste reaktioner øger deres hastighed omtrent lige meget (ca. 2-4 gange), når temperaturen stiger med 10 o C. Van't Hoffs regel lyder således: en stigning i temperaturen med 10 o C fører til en stigning i hastigheden af ​​en kemisk reaktion med 2-4 gange (denne værdi kaldes temperaturkoefficienten for hastigheden af ​​en kemisk reaktion γ). Den nøjagtige værdi af temperaturkoefficienten bestemmes for hver reaktion.

Her v 2 - reaktionshastighed ved temperatur T 2, v 1 - reaktionshastighed ved temperatur T 1, γ — temperaturkoefficient for reaktionshastighed, Van't Hoff-koefficient.

I nogle situationer er det ikke altid muligt at øge reaktionshastigheden ved hjælp af temperatur, pga nogle stoffer nedbrydes, når temperaturen stiger, nogle stoffer eller opløsningsmidler fordamper ved forhøjede temperaturer osv., dvs. betingelserne for processen er overtrådt.

2. Koncentration. Du kan også øge antallet af effektive kollisioner ved at ændre koncentration reaktanter . normalt bruges til gasser og væsker, fordi i gasser og væsker bevæger partikler sig hurtigt og blandes aktivt. Jo større koncentration af reagerende stoffer (væsker, gasser), jo større er antallet af effektive kollisioner, og jo højere er hastigheden af ​​den kemiske reaktion.

Baseret på en lang række eksperimenter i 1867 i de norske videnskabsmænd P. Guldenbergs og P. Waage's værker og uafhængigt af dem i 1865 af den russiske videnskabsmand N.I. Beketov afledte den grundlæggende lov om kemisk kinetik, der etablerede afhængigheden af ​​hastigheden af ​​en kemisk reaktion på koncentrationen af ​​reaktanterne:

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer i potenser svarende til deres koefficienter i ligningen for den kemiske reaktion.

For en kemisk reaktion af formen: aA + bB = cC + dD er loven om massevirkning skrevet som følger:

her er v hastigheden af ​​den kemiske reaktion,

C A Og C B — koncentrationer af henholdsvis stoffer A og B, mol/l

k – proportionalitetskoefficient, reaktionshastighedskonstant.

F.eks, til reaktion af ammoniakdannelse:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Loven om massehandling ser således ud:

Reaktionshastighedskonstanten viser med hvilken hastighed stoffer vil reagere, hvis deres koncentrationer er 1 mol/l, eller deres produkt er lig med 1. Hastighedskonstanten for en kemisk reaktion afhænger af temperaturen og afhænger ikke af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer.

Loven om massevirkning tager ikke højde for koncentrationerne af faste stoffer, fordi De reagerer som regel på overfladen, og antallet af reagerende partikler pr. overfladeenhed ændres ikke.

I de fleste tilfælde består en kemisk reaktion af flere simple trin, i hvilket tilfælde ligningen for en kemisk reaktion kun viser den sammenfattende eller endelige ligning af de processer, der forekommer. I dette tilfælde afhænger hastigheden af ​​en kemisk reaktion på en kompleks måde (eller afhænger ikke) af koncentrationen af ​​reaktanter, mellemprodukter eller katalysator, derfor bestemmes den nøjagtige form af den kinetiske ligning eksperimentelt eller baseret på en analyse af foreslået reaktionsmekanisme. Typisk er hastigheden af ​​en kompleks kemisk reaktion bestemt af hastigheden af ​​dens langsomste trin ( begrænsende fase).

3. Tryk. For gasser afhænger koncentrationen direkte af tryk. Når trykket stiger, stiger koncentrationen af ​​gasser. Det matematiske udtryk for denne afhængighed (for en ideel gas) er Mendeleev-Clapeyron-ligningen:

pV = νRT

Således, hvis der blandt reaktanterne er et gasformigt stof, hvornår Når trykket stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion, når trykket falder, falder det. .

F.eks. Hvordan vil reaktionshastigheden af ​​fusionen af ​​kalk med siliciumoxid ændre sig:

CaCO 3 + SiO 2 ↔ CaSiO 3 + CO 2

når trykket stiger?

Det rigtige svar ville være - slet ikke, fordi... der er ingen gasser blandt reagenserne, og calciumcarbonat er et fast salt, uopløseligt i vand, siliciumoxid er et fast stof. Produktgassen vil være kuldioxid. Men produkterne påvirker ikke hastigheden af ​​den direkte reaktion.

En anden måde at øge hastigheden af ​​en kemisk reaktion på er at lede den ad en anden vej, og erstatte den direkte vekselvirkning, for eksempel af stoffer A og B med en række sekventielle reaktioner med et tredje stof K, som kræver meget mindre energi ( har en lavere aktiveringsenergibarriere) og forekommer under givne forhold hurtigere end den direkte reaktion. Dette tredje stof kaldes katalysator .

- disse er kemiske stoffer, der deltager i en kemisk reaktion, ændrer dens hastighed og retning, men ikke-forbrugende under reaktionen (ved reaktionens afslutning ændres de hverken i mængde eller sammensætning). En omtrentlig mekanisme til driften af ​​en katalysator til en reaktion af type A + B kan vælges som følger:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Processen med at ændre reaktionshastigheden, når den interagerer med en katalysator kaldes katalyse. Katalysatorer er meget udbredt i industrien, når det er nødvendigt at øge hastigheden af ​​en reaktion eller lede den ad en bestemt vej.

Baseret på katalysatorens fasetilstand skelnes der mellem homogen og heterogen katalyse.

Homogen katalyse – det er, når reaktanterne og katalysatoren er i samme fase (gas, opløsning). Typiske homogene katalysatorer er syrer og baser. organiske aminer mv.

Heterogen katalyse – det er når reaktanterne og katalysatoren er i forskellige faser. Som regel er heterogene katalysatorer faste stoffer. Fordi interaktion i sådanne katalysatorer forekommer kun på overfladen af ​​stoffet et vigtigt krav til katalysatorer er et stort overfladeareal. Heterogene katalysatorer er kendetegnet ved høj porøsitet, hvilket øger katalysatorens overfladeareal. Således når det samlede overfladeareal af nogle katalysatorer nogle gange 500 kvadratmeter pr. 1 g katalysator. Stort areal og porøsitet sikrer effektiv interaktion med reagenser. Heterogene katalysatorer omfatter metaller, zeolitter - krystallinske mineraler af aluminosilikatgruppen (forbindelser af silicium og aluminium) og andre.

Eksempel heterogen katalyse - ammoniak syntese:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Porøst jern med Al 2 O 3 og K 2 O urenheder anvendes som katalysator.

Katalysatoren i sig selv forbruges ikke under den kemiske reaktion, men andre stoffer akkumuleres på overfladen af ​​katalysatoren, binder de aktive centre af katalysatoren og blokerer dens funktion ( katalytiske giftstoffer). De skal fjernes regelmæssigt ved at regenerere katalysatoren.

I biokemiske reaktioner er katalysatorer meget effektive - enzymer. Enzymatiske katalysatorer virker yderst effektivt og selektivt med 100 % selektivitet. Desværre er enzymer meget følsomme over for øget temperatur, surhedsgrad i miljøet og andre faktorer, så der er en række begrænsninger for implementering af processer med enzymatisk katalyse i industriel skala.

Katalysatorer må ikke forveksles med initiativtagere proces og inhibitorer. F.eks, er ultraviolet bestråling nødvendig for at igangsætte den radikale reaktion ved methanklorering. Dette er ikke en katalysator. Nogle radikale reaktioner initieres af peroxidradikaler. Disse er heller ikke katalysatorer.

Inhibitorer- Det er stoffer, der bremser en kemisk reaktion. Inhibitorer kan indtages og deltage i en kemisk reaktion. I dette tilfælde er inhibitorer ikke katalysatorer, tværtimod. Omvendt katalyse er principielt umulig - reaktionen vil under alle omstændigheder forsøge at følge den hurtigste vej.

5. Kontaktområde for reagerende stoffer. For heterogene reaktioner er en måde at øge antallet af effektive kollisioner på at øge reaktionsoverfladeareal . Jo større kontaktoverfladearealet af de reagerende faser, jo større er hastigheden af ​​den heterogene kemiske reaktion. Pulveriseret zink opløses meget hurtigere i syre end granulært zink af samme masse.

I industrien bruger de for at øge kontaktoverfladen af ​​reagerende stoffer fluid bed metode. F.eks, ved fremstilling af svovlsyre ved kogende æsel-metoden affyres pyrit.

6. Reaktanternes art . Hastigheden af ​​kemiske reaktioner er alt andet lige også påvirket af kemiske egenskaber, dvs. arten af ​​de reagerende stoffer. Mindre aktive stoffer vil have en højere aktiveringsbarriere og reagere langsommere end flere aktive stoffer. Flere aktive stoffer har en lavere aktiveringsenergi, og indgår meget lettere og oftere i kemiske reaktioner.

Ved lave aktiveringsenergier (mindre end 40 kJ/mol) sker reaktionen meget hurtigt og nemt. En væsentlig del af kollisioner mellem partikler ender i en kemisk omdannelse. For eksempel sker ionbytterreaktioner meget hurtigt under normale forhold.

Ved høje aktiveringsenergier (mere end 120 kJ/mol) resulterer kun et lille antal kollisioner i en kemisk omdannelse. Hastigheden af ​​sådanne reaktioner er ubetydelig. For eksempel interagerer nitrogen praktisk talt ikke med oxygen under normale forhold.

Ved gennemsnitlige aktiveringsenergier (fra 40 til 120 kJ/mol) vil reaktionshastigheden være gennemsnitlig. Sådanne reaktioner opstår også under normale forhold, men ikke særlig hurtigt, så de kan observeres med det blotte øje. Sådanne reaktioner omfatter vekselvirkningen af ​​natrium med vand, vekselvirkningen af ​​jern med saltsyre osv.

Stoffer, der er stabile under normale forhold, har normalt høje aktiveringsenergier.